Page 1


s, p : temel grup elementleri d : geçiş elementleri f : iç geçiş elementleri 4f : lantanitler 5f : aktinitler

1A 2A 1B 6A 7A 8A

1 2 11 16 17 18

Alkali Metaller Toprak Alkali Metaller Para Metalleri Kalkojenler Halojenler Soy Gazlar


İyonlaşma Enerjisi, İyonlaşma Potansiyeli + ∆H°ie ≡ I Birinci iyonlaşma enerjisi, I1, izole bir atomdan bir elektron kopartmak için verilmesi gereken enerjidir. Koopmans Teoremi: Bir elektronun iyonlaşma enerjisi, elektronun koptuğu orbitalin enerjisine eşittir.

∆H°ie azalır

∆H°ie artar


İyonlaşma Enerjileri


I1 < I2 < I3 < I4 Al(g)

Al+(g) + e-

I1 = 580 kJ/mol

birinci

Al+(g)

Al2+(g) + e-

I2 = 1815 kJ/mol

ikinci

Al2+(g)

Al3+(g) + e-

I3 = 2740 kJ/mol

üçüncü

Al3+(g)

Al4+(g) + e-

I4 = 11,600 kJ/mol

dördüncü


ÖRNEK: Na atomunun I1 ve I2 değerleri arasındaki fark niçin çok büyüktür?

Na(g)

Na+(g) + e-

(removing “valence” electron)

[Ne]3s1

[Ne]

Na+(g)

Na2+(g) + e-

[Ne]

I1 = 495 kJ/mol

I2 = 4560 kJ/mol

1s22s22p5 (removing “core” electron)

Dolu iç kabuk elektronlarını iyonlaştırmak için çok yüksek enerji gerekir


Periyot boyunca

birinci iyonlaşma enerjilerinde sapmalar

→ B: [He]2s2 2p1 p orbitalleri, s orbitallerinden daha iyi perdelenir, bu nedenle Z* azalır ve ∆H°ie düşer. → O: [He]2s2 2p4 İlk eşleşen elektronlar arasında oluşan itme, bir elektronun kaybedilmesini kolaylaştırır.


grup boyunca birinci

iyonlaşma enerjilerinde sapmalar

Group 17 “normal” F > Cl > B r > I > At Sapma yok

Group 13 sapma var B > Al < Ga > In < Tl Tl > Al

ve

Tl > Ga

– Ga da Z* büyüktür, çünkü 3d orbitallerine sahiptir. − Tl da Z* büyüktür, çünkü “inert çift etkisi” (relativistik etki) mevcuttur.


Elektron İlgisi (Electron Affinity) A−(g) → A(g) + e−

elektron ilgisi = ∆U ( veya Eİ)

eksi yüklü bir iyondan bir elektron koparmak için gereken enerjidir. (istisna: IIA ve VIIIA grupları için ısıverendir)

sıfırıncı iyonlaşma enerjisi

Toprak Alkalilerde Eİ negatiftir (-∆U) ∴ elektron daha az kararlı p altkabuğunda bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır Soy gazlarda Eİ negatiftir (-∆U) ∴ çünkü elektron bir sonraki kabukta, (n+1)s, bulunur. Bu elektronun verilmesiyle tam dolu kararlılığına ulaşılır Halojenlerin Eİ yüksektir (+∆U) ∴ tam dolu kararlılığı


Eİ azalır

Eİ artar →Na: [Ne]3s1 – ilave elektron ile dolu altkabuk oluşur [Ne]3s2 , bu nedenle Eİ yüksektir. →Si: [Ne]3s2 3p2 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p3 daha kararlı yarı dolu alt kabuk oluşur, bu nedenle Eİ yüksektir. →P: [Ne]3s2 3p3 – ilave elektron ile [Ne]3s2 3p4 elektron dizilişi m.g., e –e itmesi olduğu için Eİ düşüktür.


O-(g) → O(g) + e-

∆ U° = +142 kJ/mol

birinci Eİ

O2-(g) → O-(g) + e-

∆ U ° = - 844 kJ/mol

ikinci Eİ

ÖRNEK : birinci Eİ niçin “ısıalan”dır ? O atomu büyük Z*, e-e itmesine galip gelmiştir.

ÖRNEK: ikinci Eİ niçin “ısıveren”dir? O2- tam dolu kararlılığına sahiptir, fakat e-e itmesi çok fazladır ve bu etki galip gelir.


Nötral Atomların Yarıçapları 1. 2. 3. 4.

Kovalent Yarıçap Metalik Yarıçap Van der Waals Yarıçapı İyonik Yarıçap

Kovalent yarıçap,kovalent bağı oluşturan iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısıdır.

van der Waals yarıçap, birbiri ile temas halinde olan moleküller arasındaki uzaklığı temel alır.

Çekirdekler arasındaki uzaklık, VDW yarıçapları toplamından büyükse bir bağ oluşmadığı söylenebilir.


Bir periyot boyunca, Z* arttığı için yarıçap azalır

Bir grup boyunca, yeni kabuk ilave edildiği için yarıçap artar

İstisna: Ga’ un yarıçapı Al’ dan düşüktür Nedeni: “d-blok büzülmesi” Z*Ga > Z*Al çünkü, d orb. perdelenmesi düşüktür


İyon Yarıçapları

This is a “self-consistent” scale based on O-2 = 1.40 (or 1.38) Å. İyon yarıçapı, iyon yüküne ve iyonun çevresine bağlıdır. Pozitif yüklü iyonların yarıçapı, nötral atomlarından daha küçüktür, çünkü Z* artar. Negatif yüklü iyonların yarıçapı nötral atomlarından daha büyüktür, çünkü Z* azalır.


Atom Yarıç apları (Å)

Na Mg Al Si P S 1.90 1.60 1.43 1.32 1.28 1.27 Metal yarı ç ap ı

Elektron sayısı arttığı halde boyut niçin azalır ?


Atom Yarıç apı (Å)

Na Mg Al Si P S Cl Ar 1.90 1.60 1.43 1.32 1.28 1.27 1.86 1.40 1.92 metallic radii

van der Waals radii

Fosfor ve kükürt atomlarının boyutunun benzer, olmasına neden olan zıt faktörler neler olabilir?


İzoelektronik Türler İzoelektronik atomlar ve iyonlar aynı elektron dizilişine sahiptir

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ar K+ Cl 181 pm 174 pm 133 pm

ionic and covalent radii


İyon yarıç apı (Å)

Çekirdek yükü

Elektron sayısı

O2+

8

6

0.44

O

8

8

0.73

O2–

8

10

1.40

Bağıl büyüküğü açıklayınız.


İyon yarıç apı (Å)

Çekirdek yükü

Elektron sayısı

H–

1

2

2.08

He

2

2

0.93

Li+

3

2

0.60

Bağıl büyüklüğü açıklayınız.


İnert Gaz Elektron Dizilişi Kuralı (s2p6 elektron diziliş ine sahip iyonlar)

8 18

oktet kuralı onsekiz elektron kuralı

(s 2 d10 p 6 elektron dizili ş ine sahip iyonlar )


Elektronegatiflik, χ Molekül içindeki atomların bağ elektronlarını kendine çekme yeteneğidir. X artar

X azalır

Kural

χ

∆ > 2 : iyonik bağ 2 > ∆X > 0.5 : polar kovalent bağ ∆X < 0.5 : apolar kovalent Geleneksel ölçek 0 ile 4 arasındadır. F için X = 4 kabul edilmiştir.


Elektronegatiflik, X

(not: ∆Hd (A-B) = D(A-B))

Pauling tanımı: A-B kovalent bağının ayrışma enerjisi, aynı çekirdekli A-A ve B-B bağlarının ayrışma enerjilerinin ortalamasıdır. İlave enerji, A ve B arasındaki elektrostatik çekimden kaynaklanmalıdır (kovalent bağdaki iyonik karakter). İyonik karakter, A ve B nin elektronegatiflik farkı ile ilişkilidir.

D(A-B),theory = ½ (D(A-A) + D(B-B)) ∆’(A-B) = D(A-B),experimental - D(A-B),theory

∆’(A-B) iyonik rezonans enerjisi A-B

XA – XB = 0.102 (∆’(A-B))½

A+ B-

0.102 dönüşüm faktörü (kJ/mol ↔ eV)


ÖRNEK: H-F molekülü D(H-F),teori = ½ (D(H-H) + D(F-F)) = ½ (436 + 158) = 297 kJ/mol ∆’(H-F) = D(H-F),denel - D(H-F),teori = 566 – 297 = 269 kJ/mol XF – XH = 0.102 (∆’(H-F))½ = 0.102 (269)½ = 1.67

Pauling seti

XF = 4.0

bu nedenle

XH = 4.0 – 1.67 = 2.32

Not: Sonuç çizelgedeki 2.2 değerinden farklıdır, çünkü Pauling aritmetik ortalama yerine geometrik ortalama kullanmıştır.

Diğer atomlar için benzer hesaplamalar yapılır (∆(H-Cl) )½ = 0.98 eV, H atomuna göre → XCl ≈ 3.2 (∆(H-Br) )½ = 0.73 eV, H atomuna göre → XBr ≈ 2.9 (∆(H-I) )½ = 0.25 eV, H atomuna göre → XI ≈ 2.5


Elektronegatiflik, X

(not: ∆Hie A = IPA)

Mulliken tanımı: Elementlerin elektronegatifliği Eİ ve İE ile ilgilidir.

A-B için, A+B- ve A-B+ arasındaki elektronegatiflik farkı şöyle verilir: XA – XB = ½ ([İEA + EİA] – [İEB + EİB]) XA = ½ ([İEA + EİA]) (these are then scaled to fit the ≈ 0-4 scale)

This method makes a lot of sense, but is not used because values of ∆H°ea have not been accurately determined for many elements.


Elektronegatiflik, X The Allred-Rochow tanımı: Elektronu atoma doğru çeken kuvvet, atomun etkin çekirdek yükü ve atom yarıçapı ile orantılıdır .

F o rc e =

Z * e 4 πε0r

2 2

Z* = etkin çekirdek yükü e = elektron yükü ε0 = boşluğun geçirgenliği r = atom yarıçapı

X = 0.359 (Z*/r2) + 0.744


Elektronegatiflik, X Diğer tanımlarda vardır: örneğin,kuantum mekaniksel hesaplamalar (Boyd) veya spectroskopik ölçümler (Allen) gibi…

Elektronegatiflikteki değişim iyonlaşma enerjisine benzer.


Elektronegatiflik a) Köşegen ilişkisi, b) Bağların polarlığı c) Kimyasal reaktiflik Kavramlarını açıklar. δ+ δ− Si Cl

b)

H H

c) H

C C

C C

C C

δ+ δ− Si O

δ+ δ− H O

H H

+

δ+ δ− H Cl

δ δ + 3 H Cl

Tepkime yok

H

c)

H + δ H B H N N δ− H

B

N H

B

H

+

H

δ δ + 3 H Cl

H N Cl

B H

H

Cl

H

H

N H N Cl H B B

H


Polarizlenme, Sert ve Yumuşak Atomlar Atomların polarizlenmesi (kutuplanma),α, elektrik alanında ( komşu iyonlar gibi). bozulma yeteneğidir. α arttıkça, elektron bulutu daha kolay polarizlenir, yumuşaklık artar.

LUMO

2η HOMO

η : sertlik

Sert

Yumuşak

Yumuşak atomlarda HOMO-LUMO enerji farkı küçüktür.


η artar

Yumuşak Atomlar

Sert Atomlar

ηF ≈ 7.0

ηI ≈ 3.7

η azalır

ηSn ≈ 3.0

ηO ≈ 6.4

Atomların sertliği,η, polarizlenme ile ilgilidir. Sert atomlar eletronları daha sıkı tutar, kolay polarizlenmez ve η değeri yüksektir. Yumuşak atomlar elektronları sıkı tutamaz, η değeri düşüktür.

η = ½ ([ I - A]) eV

I : iyonlaşma enerjisi A: elektron ilgisi


Sert ve Yumuşak İyonlar Genel olarak, sert asitler sert bazlarla; yumuşak asitler yumuşak bazlarla tepkimeye girer.

Sert asitler: yarıçapı küçük, yükü büyük katyonlar, Li+, Mg+2, Al+3, Fe+3 .. Sert bazlar: yarıçapı küçük, elektronegatifliği yüksek molekül veya iyonlar F-, R-O-, NH3, ClYumuşak asitler: yarıçapı büyük , yükü küçük katyonlar, Tl+, Ag+, Pb+2, Fe+2 Yumuşak bazlar: yarıçapı büyük, elektronegatiflliği düşük anyonlar I-, SR2, AsR3, R-N≡C

PERİYODİK ÇİZELGE  

Periyodik Çizelge

Read more
Read more
Similar to
Popular now
Just for you